Este documento trata sobre reacciones químicas en disoluciones acuosas. Explica conceptos como disoluciones, electrólitos, no electrólitos, precipitados e incluye ejemplos de reacciones de precipitación, neutralización y oxidación-reducción. También define ácidos, bases y números de oxidación y ofrece reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes.

1. Reacciones en disolución acuosa
Capítulo4
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2. Una disolución es una mezcla homogénea de dos o
más sustancias
El soluto es(son) la sustancia(s) presente en
menor cantidad(es)
El disolvente es la sustancia que está en mayor
cantidad
Disolución Disolvente Soluto
bebida no H2O Azúcar, CO2
alcohólica (l)
Aire (g) N2 O2, Ar, CH4
Soldadura Pb Sn
suave (s)
4.1

3. Un electrólito es una sustancia que, cuando se
disuelve en agua, forma una disolución que conduce la
electricidad.
Un no electrólito es una sustancia que, cuando se
disuelve en agua, forma una disolución que no
conduce la electricidad.
no electrólito electrólito débil electrólito fuerte
4.1

4. ¿Conduce electricidad en la disolución?
Cationes (+) y Aniones (-)
Electrólito fuerte: 100% disociación
H2O
NaCl (s) Na+ (ac) + Cl- (ac)
Electrólito débil: no se disocia completamente
CH3COOH CH3COO- (ac) + H+ (ac)
4.1

5. Hidratación es el proceso en el que un ion se ve
rodeado por moléculas de agua acomodadas de
manera específica.
δ−
δ+
H2O

6. Un no electrólito no conduce electricidad?
No cationes (+) y aniones (-) en disolución
H2O
C6H12O6 (s) C6H12O6 (ac)
Electrólito fuerte Electrólito débil No electrólito
HCl CH3COOH (NH2)2CO
HNO3 HF CH3OH
HClO4 HNO2 C2H5OH
NaOH H2O C12H22O11
Compuestos
iónicos
4.1

7. Reacciones de precipitación
Precipitado: sólido insoluble que se separa de la disolución
precipitado
Pb(NO3)2 (ac) + 2NaI (ac) PbI2 (s) + 2NaNO3 (ac)
ecuación molecular
Pb2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2I- PbI2 (s) + 2Na+ + 2NO3-
ecuación iónica
Pb2+ + 2I- PbI2 (s)
PbI2
ecuación iónica neta
Na+ y NO3- son iones espectadores
4.2

8. Cómo escribir las ecuaciones iónicas
netas
1. Escriba una ecuación molecular balanceada.
2. Escriba la ecuación iónica que muestra los electrólitos fuertes.
3. Determine el precipitado de las reglas de solubilidad.
4. Cancele los iones espectadores en ambos lados de la
ecuación iónica.
Escriba la ecuación iónica neta para la reacción de nitrato
de plata con cloruro de sodio.
AgNO3 (ac) + NaCl (ac) AgCl (s) + NaNO3 (ac)
Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- AgCl (s) + Na+ + NO3-
Ag+ + Cl- AgCl (s)
4.2

9. Reglas de solubilidad para compuestos iónicos
comunes en el agua a 250C
Compuestos solubles Excepciones
Compuestos que contengan iones
de metales alcalinos y NH4+
NO3-, HCO3-, ClO3-
Cl-, Br-, I- Halogenuros de Ag+, Hg22+, Pb2+
SO4 2- Sulfatos de Ag+, Ca2+, Sr2+, Ba2+,
Hg2+, Pb2+
Compuestos insolubles Excepciones
compuestos que contengan iones
CO32-, PO43-, CrO42-, S2-
de metales alcalinos y NH4+
Compuestos que contenGAN iones
OH-
de metales alcalinos y Ba2+
4.2

10. Ácidos
Tienen un sabor agrio. El vinagre debe su sabor al ácido acético.
Las frutas cítricas contienen ácido cítrico.
Reaccionan con ciertos metales para producir el gas de hidrógeno.
Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos para producir el gas
dióxido de carbono.
Bases
Tiene un sabor amargo.
Sensación resbaladiza. Muchos jabones contienen bases.
4.3

11. Un ácido Arrhenius es una sustancia que produce H+ (H3O+)
en agua
Una base Arrhenius es una sustancia que produce OH- en agua
4.3

12. Un ácido Brønsted es un donador de protones
Una base Brønsted es un aceptor de protones
base ácido ácido base
Un ácido Brønsted debe contener por lo
menos un ¡protón ionizable!
4.3

13. Ácidos monopróticos
HCl H+ + Cl- Electrólito fuerte, ácido fuerte,
HNO3 H+ + NO3- Electrólito fuerte, ácido fuerte,
CH3COOH H+ + CH3COO- Electrólito débil, ácido débil,
Ácidos dipróticos
H2SO4 H+ + HSO4- Electrólito fuerte, ácido fuerte,
HSO4- H+ + SO42- Electrólito débil, ácido débil,
Ácidos tripróticos
H3PO4 H+ + H2PO4- Electrólito débil, ácido débil,
H2PO4- H+ + HPO42- Electrólito débil, ácido débil,
HPO42- H+ + PO43- Electrólito débil, ácido débil,
4.3

14. Reacción de neutralización
ácido + base sal + agua
HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH- Na+ + Cl- + H2O
H+ + OH- H2O
4.3

15. Reacciones de oxidación-reducción
(reacciones de transferencia de electrones)
2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)
Oxidación semirreacción
2Mg 2Mg + 4e
2+ -
(pierde e-)
O2 + 4e- 2O2- Reducción semirreacción
(gana e-)
2Mg + O2 + 4e- 2Mg2+ + 2O2- + 4e-
2Mg + O2 2MgO 4.4

16. Un trozo de zinc
metálico se
coloca
en una
disolución
acuosa de
CuSO4
Cuando se coloca
un trozo de alambre de
Cu en una disolución
Los iones Cu2+ se convierten
acuosa de AgNO3 los
en átomos de Cu.
Los átomos de zinc átomos Cu entran a la disolución
entran a la disolución
como iones de Zn2+
como iones Cu2+
y los iones Ag+ se convierten 4.4

17. Zn (s) + CuSO4 (ac) ZnSO4 (ac) + Cu (s)
Zn Zn2+ + 2e- Zn es oxidada Zn es el agente reductor
Cu2+ + 2e- Cu Cu2+ es reducido Cu2+ es el agente oxidante
El alambre cobrizo reacciona con el nitrato de plata para
formar el metal de plata.
¿Cuál es el agente oxidante en la reacción?
Cu (s) + 2AgNO3 (ac) Cu(NO3)2 (ac) + 2Ag (s)
Cu Cu2+ + 2e-
Ag+ + 1e- Ag Ag+ es reducido Ag+ es el agente oxidante
4.4

18. Número de oxidación
La carga que tendría un átomo en una molécula (o un compuesto
iónico) si los electrones fueran completamente transferidos.
1. Los elementos libres (estado no combinado) tiene un
número de oxidación de cero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. En los iones monoatómicos, el número de oxidación
es igual a la carga en el ion.
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
3. El número de oxidación del oxígeno es normalmente –
2. En H2O2 y O22- éste es –1.
4.4

19. 4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto
cuando está enlazado a metales en los compuestos
binarios. En estos casos, su número de la oxidación
es –1.
5. Los metales del grupo IA son +1, metales de IIA son +2
y el flúor siempre es –1.
6. La suma de los números de oxidación de todos los
átomos en una molécula o ion es igual a la carga la
neta del ion.
HCO3-
¿Los números de O = -2 H = +1
oxidación de todos los
elementos en HCO3- ? 3x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4
4.4

20. IF7
¿Los números de
oxidación de todos los F = -1
elementos en lo
siguiente? 7x(-1) + ? = 0
I = +7
K2Cr2O7
NaIO3
Na = +1 O = -2 O = -2 K = +1
3x(-2) + 1 + ? = 0 7x(-2) + 2x(+1) + 2x(?) = 0
I = +5 Cr = +6
4.4

21. Tipos de reacciones de oxidación-
reducción
Reacción de combinación
A+B C
0 0 +4 -2
S + O2 SO2
Reacción de descomposición
C A+B
+1 +5 -2 +1 -1 0
2KClO3 2KCl + 3O2
4.4

22. Tipos de reacciones de oxidación-
reducción
Reacciones de desplazamiento
A + BC AC + B
0 +1 +2 0
Sr + 2H2O Sr(OH)2 + H2 Desplazamiento de
+4 0 0 +2
hidrógeno
TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2 Desplazamiento de
metal
0 -1 -1 0
Cl2 + 2KBr 2KCl + Br2 Desplazamiento de
halógeno
4.4

23. La serie de actividad de los metales
Desplazan el hidrógeno del
el hidrógeno del
Desplazan el hidrógeno de los ácidos
Reacción de desplazamiento
Desplazan
agua fría
vapor de agua
M + BC AC + B
M es metal
BC es ácido o H2O
B is H2
Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2
Pb + 2H2O Pb(OH)2 + H2
4.4

24. Tipos de reacciones de oxidación-
reducción
Reacción de desproporción
El elemento es simultáneamente oxidado y reducido.
0 +1 -1
Cl2 + 2OH- ClO- + Cl- + H2O
Química del cloro
4.4

25. Clasifique las reacciones siguientes:
Ca2+ + CO32- CaCO3 Precipitación
NH3 + H+ NH4+ Ácido-Base
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 Redox (H2 Desplazamiento)
Ca + F2 CaF2 Redox (Combinación)
4.4

26. Estequiometría de las disoluciones
La concentración de una solución es la cantidad de
soluto presente en una cantidad dada de disolvente o
disolución .
moles de soluto
M = molaridad =
litros de disolución
¿Qué masa de KI se requiere para producir 500 mL
de una solución de 2.80 M de KI?
M KI M KI
volúmen KI moles KI gramos KI
1L 2.80 mol KI 166 g KI
500. mL x x x = 232 g KI
1000 mL 1 L soln 1 mol KI
4.5

27. Cómo preparar una disolución de molaridad conocida
Marca que muestra Menisco
el volumen conocido
de la disolución
4.5

28. Dilución es el procedimiento que se sigue para preparar
una disolución menos concentrada a partir de una más
concentrada.
Dilución
Solvente
adicionado
Moles de soluto Moles de soluto
antes de la dilución = después de la dilución
(i) (f)
MiVi = MfVf
4.5

29. ¿Cómo prepararía 60.0 mL de 0.2 M de
HNO3 de una disolución existente de 4.00 M HNO3?
MiVi = MfVf
Mi = 4.00 Mf = 0.200 Vf = 0.06 L Vi = ? L
MfVf 0.200 x 0.06
Vi = = = 0.003 L = 3 mL
Mi 4.00
3 mL de ácido + 57 mL de agua 60 mL de disolución
=
4.5

30. Análisis gravimétrico
1. Disuelva la sustancia desconocida en agua
2. El reactivo desconocido con la sustancia conocida para
formar un precipitado
3. Filtre y seque el precipitado
4. Pese el precipitado
5. Use la fórmula química y masa del precipitado para
determinar la cantidad de ion desconocido
4.6

31. Valoraciones
En una valoración una disolución de concentración
exactamente conocida se agrega en forma gradual a otra
disolución de concentración desconocida hasta que la reacción
química entre las dos disoluciones se complete.
Punto de equivalencia: el punto en que la reacción está completa.
Indicador: sustancia que cambia de color en (o cerca de)
el punto de equivalencia.
Despacio agregue la
base al ácido
desconocido
hasta
que el indicador
cambie de color
4.7

32. ¿Qué volumen de una disolución de 1.420 M NaOH
se requiere para valorar 25.00 mL de una
disolución de 4.50 M H2SO4 ?
¡ESCRIBA LA ECUACIÓN QUÍMICA!
H2SO4 + 2NaOH 2H2O + Na2SO4
M rx M
volumen ácido moles ácido moles base volumen base
ácido coef. base
4.50 mol H2SO4 2 mol NaOH 1000 ml soln
25.00 mL x x x = 158 mL
1000 mL soln 1 mol H2SO4 1.420 mol NaOH
4.7